Cálculos químicos: grandezas, exemplos e questões

Cálculos químicos: grandezas, exemplos e questões

Entre os temas mais comuns nas provas de química do Enem e outros vestibulares estão os cálculos químicos. Seja para encontrar o número de mols, a massa atômica, massa molecular ou outros valores nas equações químicas, é importante dominar o assunto para estar preparado para os mais diversos tipos de questões. Neste artigo você pode aprender isso e muito mais. 

O que são cálculos químicos?

A química é uma ciência exata, então, a proporcionalidade e a matemática são dois elementos cruciais para o entendimento das matérias. Os cálculos químicos permitem entender a quantidade de substâncias que deve ser adicionada ou retirada em uma equação química para encontrar o resultado esperado.

A abordagem dos cálculos químicos é diversa, porque abrange diversas grandezas, como massa, número de moléculas e número de átomos, por exemplo. Além disso, é necessário correlacionar esse conhecimento com as características atômicas dos elementos, afinal, a depender do tipo de ligação química estabelecida, as moléculas podem ter configurações completamente diferentes.

Outros fatores que influenciam os cálculos químicos são a temperatura, o meio em que as substâncias estão inseridas, as condições de pressão, o volume do recipiente e os aspectos físicos da molécula.

Diante disso, o principal tipo de cálculo químico é o cálculo estequiométrico. Ele é utilizado para o balanceamento de equações químicas. Assim, determina-se quantos átomos dos elementos X e Y são necessários para formar o produto Z. 

Para dominar o assunto, é relevante possuir um conhecimento panorâmico sobre as principais grandezas e unidades da química. Com essas informações, é possível estabelecer diferentes proporcionalidades e realizar cálculos químicos em geral, inclusive o cálculo estequiométrico.

Mol

O mol é uma unidade de medida da química determinada por meio da Constante de Avogadro. Segundo essa padronização, um mol possui um total de 6,02.1023 de entidades químicas. Observe que o mol é uma quantificação que não indica especificamente uma estrutura química. Isso significa que é possível contar mols de átomos, elétrons, moléculas, prótons e qualquer outro substantivo contável.

Mas, afinal, se o mol é apenas uma unidade, qual sua utilidade real? Na verdade, o Número de Avogadro foi estabelecido porque, em química, as estruturas são microscópicas e, claramente, são necessários bilhões delas para formar um valor mais plausível para a realidade humana. 

Então, existir um padrão numérico em ordem de 1023 diminui os valores, afinal, é mais tangível dizer que “200 mL de água possui cerca de 11,11 mols de H2O”, do que mencionar que “200 mL de água contém 6,66.10²⁴ moléculas de H2O”.

Massa atômica (MA)

Massa atômica é outro conceito muito requisitado quando o assunto é cálculos químicos. Trata-se do peso determinado para um átomo, como eles são muito pequenos, sua massa é desprezível em relação ao padrão de gramas. 

Para determinar esse valor, foi estabelecido que a parte mais notável em peso é o núcleo atômico. Então, a massa de um átomo diz respeito dos prótons e nêutrons, que são as estruturas nucleicas. 

Novamente, para tornar os números mais tangíveis, os cientistas padronizaram uma unidade de massa atômica (u). O ponto de partida para essa grandeza é o carbono-12, foi determinado que sua massa é de 12u. Assim, unidade de massa atômica é:

1u = 1/12

Inclusive, essa padronização permite que o primeiro átomo da tabela periódica, o hidrogênio, apresente MA = 1u. Abaixo, você encontra um resumo das massas atômicas dos elementos já descobertos.

Massa molecular (MM)

Uma vez que cada átomo possui um valor de massa, toda molécula também possuirá massa, afinal, uma molécula é a junção entre átomos, de elementos químicos iguais e/ou diferentes. Para essa quantificação, foi criado o conceito de massa molecular (MM).

A massa molecular é a soma das MA de todos os átomos presentes na molécula. Então, se houver mais de um átomo do mesmo elemento, é preciso multiplicar pelo índice numérico da molécula. 

Por exemplo, na molécula de MgCl2:

(MAMg) + 2.(MACl)

24 + 35 = 59 u (note que a unidade utilizada é “u”)

Massa molar (M)

Outra vez, os cientistas notaram que a massa atômica é um valor muito pequeno quando comparado ao conjunto de moléculas estudadas. Então, um novo conceito foi adicionado aos cálculos químicos: a massa molar

Então, M é a grandeza que caracteriza a massa presente em 1 mol de uma entidade química. Por exemplo, a massa molar da água é a quantidade de massa presente em 1 mol de H2O e, para encontrar esse valor, a massa atômica deve ser levada em consideração. 

Por exemplo, para encontrar o valor de M para CO2, primeiramente, encontra-se a massa molecular  da substância.

C = 12

O = 16, como são dois átomos de oxigênio, então: 16*2 = 32

MM = 12 + 32 = 44

M = 44 u 

M = 44 g/mol

Foi consagrado que a massa molar de uma substância possui valor igual à massa molecular, mas a principal diferença é que a massa molar é conferida em gramas/mol. Enquanto que a massa molecular é referida em unidades de massa (u).

Relação entre as grandezas para os cálculos químicos

Uma vez que você conhece as grandezas da química, é importante relacioná-las dentro de uma equação química. Quando balanceada, uma equação química mantém a proporção entre a quantidade de moléculas, massa e volume.

Assim, uma relação de proporcionalidade entre os valores favorece as contas como a regra de três, que permite a resolução de questões. Acompanhe a seguir. 

(Enem/2020) O carvão é um combustível que tem várias substâncias em sua composição. Em razão disso, quando é representada sua queima com o oxigênio (massa molar 16 g mol−1), simplifica-se elaborando apenas a combustão completa do carbono (massa molar 12 g mol−1). De acordo com o conteúdo médio de carbono fixo, o carvão é classificado em vários tipos, com destaque para o antracito, que apresenta, em média, 90% de carbono. Esse elevado conteúdo favorece energeticamente a combustão, no entanto, libera maior quantidade de gás que provoca efeito estufa.

Supondo a queima completa de 100 g de carvão antracito, a massa de gás liberada na atmosfera é, em grama, mais próxima de

a) 90,0.
b) 210,0.
c) 233,3.
d) 330,0.
e) 366,7.

A queima com oxigênio é a reação de combustão, dada por:

C + O₂ → CO₂

Sendo assim, 1 mol de carbono (12 g/mol) forma 1 mol de CO₂ (44 g/mol), então, como 90% do antracino é de carbono e tem-se 100 g de antracino, logo, há 90 g de carbono, que forma uma massa de CO₂ igual a:

Resolução questão Enem/2020 sobre cálculos químicos

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